🧮Kalkulatorbanken

pH-kalkulator

Regn ut pH, pOH, [H⁺] og [OH⁻] fra konsentrasjonen til sterke og svake syrer og baser, eller fra en kjent pH. Med tabell over hele skalaen.

Sist oppdatert

Startkonsentrasjon av syren/basen.

mol/L

pH

2

pOH

12

[H⁺]

0,01 mol/L

[OH⁻]

1 × 10⁻¹² mol/L

Sur løsning. Har 100 000 ganger mer H⁺ enn rent vann.

Gjelder vandige løsninger ved 25 °C (Kw = 1,0 × 10⁻¹⁴).

Slik fungerer det

pH forteller hvor sur eller basisk en vandig løsning er. Det er en logaritmisk skala fra 0 til 14, der 7 er nøytralt. Skalaen ble innført fordi konsentrasjonen av hydrogenioner spenner over mange tierpotenser, fra ca. 1 mol/L i sterk syre til 10⁻¹⁴ mol/L i sterk base. Kalkulatoren regner mellom pH, pOH, [H⁺] og [OH⁻], og den finner pH fra konsentrasjonen til sterke og svake syrer og baser.

Formlene

  • pH = −log₁₀[H⁺] og [H⁺] = 10−pH
  • pOH = −log₁₀[OH⁻]
  • pH + pOH = 14 (ved 25 °C), fordi Kw = [H⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴
  • Sterk syre: [H⁺] = c (per proton som avgis)
  • Svak syre: [H⁺]² + Ka·[H⁺] − Ka·c = 0 (løses eksakt)

Eksempler

  • 0,01 mol/L HCl: pH = 2.
  • 0,001 mol/L NaOH: pOH = 3, pH = 11.
  • 0,1 mol/L eddiksyre (pKa 4,76): [H⁺] = 0,00131 mol/L, pH = 2,88.

pH-skalaen trinn for trinn

pH[H⁺] (mol/L)[OH⁻] (mol/L)Karakter
011 × 10⁻¹⁴sur
10,11 × 10⁻¹³sur
20,011 × 10⁻¹²sur
30,0011 × 10⁻¹¹sur
40,00011 × 10⁻¹⁰sur
51 × 10⁻⁵1 × 10⁻⁹sur
61 × 10⁻⁶1 × 10⁻⁸sur
71 × 10⁻⁷1 × 10⁻⁷nøytral
81 × 10⁻⁸1 × 10⁻⁶basisk
91 × 10⁻⁹1 × 10⁻⁵basisk
101 × 10⁻¹⁰1 × 10⁻⁴basisk
111 × 10⁻¹¹0,001basisk
121 × 10⁻¹²0,01basisk
131 × 10⁻¹³0,1basisk
141 × 10⁻¹⁴1basisk

Typiske verdier

  • pH 14: lut (1 mol per liter)
  • pH 12,3: kalkvann
  • pH 8,4: såpevann
  • pH 8,3: sjøvann
  • pH 7,4: blod
  • pH 7,0: rent vann
  • pH 6,5: melk
  • pH 4,3: øl
  • pH 3,1: eddik
  • pH 2,3: sitronsaft
  • pH 1: magesaft

Kilde: Store norske leksikon. Omtrentlige verdier som varierer med sammensetning og temperatur.

Når fortynningen blir ekstrem

Fortynner du en syre gang på gang, går pH mot 7, men aldri forbi. Vannets egen autoprotolyse holder [H⁺] over ca. 10⁻⁷ mol/L. Kalkulatoren tar dette med, så 10⁻⁸ mol/L saltsyre gir pH 6,98, ikke 8:

HCl (mol/L)Enkel formel −log cEksakt pH
10−4,34 × 10⁻¹⁵
0,111
0,0122
0,00133
0,000144
1 × 10⁻⁶66
1 × 10⁻⁷76,79
1 × 10⁻⁸86,98

Skal du lage en løsning med en bestemt konsentrasjon, bruk fortynningskalkulatoren (C1·V1 = C2·V2 og mol/L). For hverdagskjemi med blandinger, se blandingsforhold. Beregningene gjelder rene vandige løsninger ved 25 °C og er ment til undervisning.

Kilder: Store norske leksikon – pH, Store norske leksikon – pOH, Store norske leksikon – molaritet

Ofte stilte spørsmål

Hva er pH?
pH er et mål på hvor sur eller basisk en vandig løsning er. Definisjonen er pH = −log₁₀[H⁺], der [H⁺] er konsentrasjonen av hydrogenioner i mol per liter. pH 7 er nøytralt, under 7 er surt og over 7 er basisk (ved 25 °C).
Hvordan regner jeg ut pH fra konsentrasjon?
For en sterk, enprotisk syre er [H⁺] lik syrekonsentrasjonen. 0,01 mol/L saltsyre gir pH = −log(0,01) = 2. For en sterk base finner du først pOH = −log[OH⁻] og deretter pH = 14 − pOH: 0,001 mol/L NaOH gir pOH 3 og pH 11.
Hvordan regner jeg ut [H⁺] fra pH?
[H⁺] = 10^(−pH). pH 3 gir 10⁻³ = 0,001 mol/L. pH 7,4 (blod) gir 3,98 × 10⁻⁸ mol/L.
Hva er pOH, og hvordan henger det sammen med pH?
pOH = −log[OH⁻]. Ved 25 °C er pH + pOH = 14, siden ionproduktet for vann er Kw = [H⁺]·[OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴. Kjenner du den ene, finner du den andre.
Hvorfor er ikke pH like stor endring per trinn?
pH er en logaritmisk skala: hvert trinn tilsvarer en faktor 10 i [H⁺]. pH 2 er ti ganger surere enn pH 3 og 100 000 ganger surere enn nøytralt vann (pH 7).
Hva er forskjellen på sterk og svak syre?
En sterk syre avgir alle protonene sine i vann, mens en svak syre bare avgir en liten del, styrt av syrekonstanten Ka. 0,1 mol/L eddiksyre (pKa 4,76) gir pH 2,88 og altså ikke pH 1 slik 0,1 mol/L saltsyre ville gjort.

Relaterte kalkulatorer

→Fortynning-kalkulator→Blandingsforhold-kalkulator→Halveringstid-kalkulator

Alle beregninger skjer i nettleseren din — ingen data lagres eller sendes.